6958565 Quimicaversiondefinitiva

1 Química I

L i c . E n Q u í m i c a y p r o f e s o r a e n Q c a . F a b i a n a A . d e l V . S o r i a Año 2009

Química I

Desde materia hasta nomenclatura

Volumen 1

Número 1

Primera Edición

Año 2009

ISBN 978-0-557-06769-5

©2009 by Fabiana Soria Standard Copyright License

©2009 Lulu Press, Inc.

www.lulu.com

http://lulupresscenter.com/

Todos los derechos reservados

Ofinica en EE.UU: Oficina en Europa Gail Jordan Carol Barnes Directora de Relaciones Públicas Directora de Comunicaciones Email: [email protected] Email: [email protected] Teléfono: + 1-919-447-3290 Teléfono: + 44-208-834-1633

2 Química I


Dedicada a mi papá (falleció)René, mi mamá Clara, mi abuela Aida y mi hermano Diego, a Gaby, Samuel y Gustavito

3 Química I


Prólogo

Esta obra es un trabajo dirigido a los alumnos secundarios del 4º año del bachillerato y también del 2º del polimodal y en contenidos responde a los planes vigentes de CBC de la Nación Argentina es también dirigido al público en general.

Esta pensada para ser entregada en varios tomos y ser actualizada permanentemente pues la Química es una disciplina muy amplia y a los alumnos les urge consultar los contenidos de una manera que les resulte amena y al día con nuevos descubrimientos en el mundo científico.

Se caracteriza por su sencillez y su didáctica y hay que resaltar que escribir un libro para alumnos de la secundaria no es labor simple.

Se podrá encontrar primero el índice temático de la obra y luego la obra en sí que además contiene también actividades y al final del libro se encuentra un apéndice de utilidad para consultas.

4 Química I


Índice temático

1. Materia y energía 6 1.1. Materia y cuerpo 6 1.2. Estados de agregación 6 1.3. Energía: Transformaciones electrónicas. 9 1.4. Fenómenos físicos 10 1.5. Cambios de estado 11 1.6. Sistemas materiales: Sistemas homogéneos

y heterogéneos.

12

2. Estructura de la materia 14 2.1. Elemento 14 2.2. Àtomo 15 2.3. Modelos atómicos 16 2.3.1. Modelo de Thompson 16 2.3.2. Modelo de Rutherford 17 2.3.3. Modelo de Bohr 17 2.3.4. Modelo actual 19 2.4. Partículas subatómicas 20 2.5. Número atómico y número másico 20 2.6. Concepto de mol 20 2.7. Número de Avogadro 21 3. Tabla periódica 22 3.1. Grupo y período 23 3.2. Clasificación de los elementos 23 3.2.1. Metales 23 3.2.2. Metaloides 23 3.2.3. No metales 23 3.2.4. Gases nobles 24 3.3. Propiedades periódicas 24 3.3.1. Energía de ionización 24 3.3.2. Afinidad electrónica 26 3.3.3. Electronegatividad 26 3.3.4. Radio atómico 28 3.3.5. Radio iónico 29 4. Enlace químico 30 4.1. Enlace iónico 30 4.2. Teoría del octeto electrónico 32 4.3. Enlace covalente 33 4.4. Enlace metálico 36 4.5. Interacciones intermoleculares 36 4.5.1. Dipolo-dipolo 36 4.5.2. Fuerzas de Van der Waals 37 4.5.3. Puente de hidrógeno 38 5. Reacciones química 40

5 Química I


5.1. Ecuación química 41 5.2. Formulación química 41 5.3. Nomenclatura 41

6 Química I


1. Materia y energía

Materia Es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Ej. Aire, oxígeno, etc.

Cuerpo Es una porción limitada de materia. Ej. Cilindro de nitrógeno, lápiz, etc. Actividad 1: Indica en la lista de la tabla, que elementos son materia y los que consideras que son cuerpo.

Elementos Materia Cuerpo Grafito Hielo Vaso de gaseosa Cuarzo Lapicera Harina Oro

1.1. Estados de agregación de la materia Los estados de agregación de la materia son, a saber: el estado sólido, liquido, gaseoso y se considera el plasma, como el cuarto estado de la materia Estado sólido

Sus “partículas presentan “ una estructura altamente ordenada (Ver figura 1)

Tiene forma y volumen propio. Un sólido es totalmente incompresible. Los sólidos se clasifican en rígidos y elásticos:

7 Química I


Un cuerpo rígido no se deforma bajo la acción de

fuerzas externas que actúan sobre el y recuperan su forma primigenia cuando dejan de actuar dichas fuerzas.

Un cuerpo plástico presenta deformación bajo la acción de fuerzas exteriores y no recuperan su forma cuando dejan de actuar dichas fuerzas.

Los cuerpos reales son rígidos, elásticos o plásticos dentro de ciertos límites.

Figura 1: Modelo de estructura altamente ordenada en un sólido.

Fluidos

e denominan fluidos a los líquidos y a los gases pues no tienen forma propia y los líquidos adquieren la forma del recipiente que los contiene. S

8 Química I


Diferencias entre líquidos y gases

Los líquidos ideales son totalmente incompresibles a diferencia de un líquido real que es parcialmente incompresible. (Ver estructura figura 2)

En cambio los gases son compresibles (Ver estructura figura 3)

Figura 2: Modelo de estructura parcialmente ordenada en un líquido.

Figura 3: Modelo de estructura totalmente desordenada en un gas.

Plasma

n cuanto al plasma se lo considera el cuarto estado de la materia y gran parte del universo se encuentra en dicho estado. Este estado es un gas formado por partículas cargadas (iones) y

cuya dinámica presenta efectos colectivos dominados por las interacciones electromagnéticas de largo alcance entre las mismas. Nuestra estrella, el sol se encuentra en estado de plasma. Tiene muchas aplicaciones en la industria. Actividad 2: Busca información sobre el estado de plasma y las diferentes aplicaciones industriales, tecnológicas, etc.

E

9 Química I


1.3 Energía: Transformaciones energéticas

Energía: Es la capacidad que tiene un cuerpo de realizar trabajo.

sta explicación es poco clara, pensaras, la energía tiene que ver con el sol, con un foco o bombilla eléctrica encendida, con un motor de auto, o con el movimiento del viento… Si has pensado

en la temperatura, ¡Cuidado!, es una medida de un tipo de energía y no una manifestación energética o un tipo de energía. Retomando la cuestión energética, en la naturaleza y en las actividades del hombre, se observan transformaciones energéticas. Un ejemplo sencillo es la fotosíntesis, proceso llevado a cabo por las plantas, que transforman la energía solar en energía química (contenida en los enlaces de la glucosa formada). Otro ejemplo en la transformación de energía en un auto (carro) en donde la energía del combustible (contenida en nafta, gasoil, gas y liberada en la combustión) se transforma en energía cinética. En clase se pueden efectuar demostraciones de esta cuestión, al encender un fósforo (cerrillo), al hervir agua, hacer chocar autos (carros) de juguete, etc. En la vida diaria se pueden observar muchísimas transformaciones energéticas. Ejemplos: Al encender un foco (lámpara o bombilla eléctrica) la energía eléctrica se transforma en lumínica o luminosa; al encender una plancha, la energía eléctrica se transforma en energía calórica; cuanto tu realizas actividad física, la energía química presente en tu organismo se transforma en energía cinética. Actividad 3: Cita más ejemplos de transformaciones energéticas presentes en la vida cotidiana.

E

10 Química I


1.4 Fenómenos físicos

Un fenómeno físico es aquel en el cual la materia, sometida a una acción determinada sufre una modificación pero una vez que dicha acción es retirada, la materia recupera su forma primitiva. Ej. Se calienta unos instantes, una bola de plomo, la cual se dilata y aumenta su volumen pero luego cuando se lo enfría recupera su forma original. Actividad 4: Cita varios ejemplos de fenómenos físicos. Actividad 5: Completa la siguiente tabla indicando en la lista, cual es fenómeno físico y cual es químico.

Fenómenos Fenómeno físico Fenómeno químico Papel quemado Resorte estirado levemente

Trozo de madera en combustión

Fusión del hielo Evaporación del agua Plomo fundido

11 Química I


1.5. Cambios de estado

usión: Es el pasaje del estado sólido al líquido cuando al cuerpo se lo somete al calor. Se lleva a cabo a una temperatura específica característica de cada sustancia denominada punto de fusión.

Vaporización: Bajo este nombre hay que considerar a la evaporación y la ebullición.

La evaporación es un proceso que se lleva a cabo a temperatura ambiente y en líquidos superficiales. Ej. Cuando hay un charco de agua en el suelo este se evapora por acción del calor a temperatura ambiente.

La ebullición en cambio es un proceso que no solo se lleva a cabo en la superficie del líquido sino también en el seno de mismo cuando es sometido a calentamiento. Todas las partículas de los líquidos pasan del estado líquido al gaseoso a una temperatura específica o característica de cada sustancia denominada punto de ebullición.

Licuación: Es el proceso inverso a la ebullición, es el pasaje del estado gaseoso al líquido.

Hay que distinguir entre la licuación propiamente dicha que se lleva a cabo en sustancia que son gases a temperatura ambiente de aquella que se lleva a cabo con sustancias que son líquidas y cuya forma gaseosa se conoce con el nombre de vapor (ej. Agua, alcohol, etc.), en el caso de los vapores, el cambio

F

Estado

Sólido

Estado

Líquido

Estado

Gaseoso

Fusión Vaporización

Solidificación Licuación

Sublimación

Volatilización

Aumento de la temperatura

Descenso de la temperatura

12 Química I


de estado se conoce como condensación (Ej. Cuando el vapor de agua se condensa en gotitas en una superficie fría).

Diferencia entre vapor y gas

Gas: Es una sustancia que a presión normal (1 atm o 760 mmHg) no pasa al estado líquido por simple calentamiento, es necesario disminuir más la temperatura y aumentar más la presión hasta un valor que se llama presión crítica (específica para cada gas). Ej. Oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, cloro, etc.

Vapor: Son sustancias que pasan del estado gaseoso al líquido por simple descenso de la temperatura a prensión normal. Ej. Vapor de agua, alcohol etílico, etc.

Solidificación: Es el pasaje del estado líquido al sólido por descenso de la temperatura. Se verifica a una temperatura característica de cada sustancia.

Sublimación: Bajo este nombre se conoce a la volatilización (pasaje de sólido a gaseoso sin pasar por el estado líquido) y a la sublimación (pasaje del gaseoso al sólido sin pasar por el líquido). Ej. Sublimación de la naftalina, yodo, etc. Actualmente a ambos pasos se los conoce con el nombre de sublimación.

1.6. Sistemas materiales: Sistemas homogéneos y heterogéneos

n los sistemas materiales hay que distinguir fases y componentes. Un sistema homogéneo es aquel que esta formado por una sola fase y uno o más componentes. En cambio un sistema

heterogéneo esta formado por dos o más fases y uno o más componentes. Un sistema homogéneo es por ej. Agua pura con azúcar disuelta totalmente, se distingue una fase y tiene dos componentes. Un sistema heterogéneo es por ej. Un frasco que contenga en su interior bolitas de hierro, agua pura, talco y virutas de zinc. Dicho sistema tiene cuatro fases y cuatro componentes. Actividad 6: Cita ejemplos de sistemas homogéneos y heterogéneos.

Propiedades de la materia: Propiedades intensivas y propiedades extensivas

E

13 Química I


as propiedades intensivas son propiedades características de cada sustancia y no dependen de la cantidad de masa. Ej. Punto de fusión, punto de ebullición, índice de refracción, calor

específico, densidad, peso específico, etc. Las propiedades extensivas si dependen de la cantidad de masa considerada. Ej. Masa, longitud, peso, capacidad, volumen, etc.

L

14 Química I


2. Estructura de la materia 2.1 Elemento

s el componente común de una sustancia simple y de sus posibles variedades alotrópicas. Se da esta definición teniendo en cuenta el significado de sustancia pura, la cual es una

sustancia que presenta el mismo tipo de átomos y una compuesta es la que presenta distintos tipos de átomos. Ej. El Oxígeno forma dos sustancias puras: gas oxígeno (O2) y gas ozono (O3) que son variedades alotrópicas, es el oxígeno el componente común.

Figura 4: Se representan las dos variedades alotrópicas del oxígeno: gas oxígeno (O2) y gas ozono (O3).

E

15 Química I


Hay en la actualidad 118 elementos, 90 naturales y el resto fueron obtenidos artificialmente en el laboratorio. El nombre de cada elemento fue dado en función de sus propiedades, del apellido de investigadores científicos, o de algún país vinculado a su descubrimiento.

Elemento Nombre original Significado Azufre Sulphur Nombre latino del azufre Cloro Khlorós (del griego) Verde (en griego) Curio -------------------------- En honor a los esposos

Curie Francio -------------------------- Homenaje a Francia Meitnerio -------------------------- Homenaje a Lise Meitner Bohrio -------------------------- Homenaje a Bohr

1.2 Átomo El átomo forma parte de moléculas. Esta a su vez formado por partículas subatómicas cuyo número varía según el elemento (protón, electrón y neutrón). Forma las sustancias simples, la cual puede contener uno o más átomos de la misma clase. Ej. Átomo de hidrógeno (H2), átomo de hierro (Fe), etc.

16 Química I


2.3 Modelos atómicos 2.3.1 Modelo de Thompson

. J. Thompson (1856 – 1940). Físico inglés. Hasta los últimos años del siglo XIX, el modelo aceptado del átomo se parecía a una bola de billar. En 1987,

cambió dramáticamente la visión moderna del átomo con su descubrimiento del electrón. El trabajo de Thompson sugiere que el átomo no es una partícula invisible como John Dalton había sugerido, sino más bien un rompecabezas compuesto por piezas todavía mas pequeñas.

Thompson propone el modelo de una esfera compacta formada por cargas positivas rodeadas de electrones.

Figura 5: Representación del modelo de Thompson.

J

- -

-

-

-

-

-

-

- -

-

-

-

-+

+

+

+

+ +

+

+

+

17 Química I


2.3.2 Modelo de Rutherford

rnest Rutherford (1871 – 1937). Físico y químico inglés. Efectuó un experimento bombardeando una lámina de oro con partículas radiactivas llamada alfa,

esperaba que rebotaran en la lámina, pero no sucedió así. Por tanto, concluyo que el átomo no era compacto como estableció Thompson. Diseño un modelo planetario: los electrones en número idéntico a las cargas positivas que se encontraban en el núcleo giraban alrededor de éste en órbitas circulares. La falencia de dicho modelo estaba en la mecánica ya que si una partícula cargada eléctricamente describe un movimiento circular, debe perder energía, acercándose al núcleo con una trayectoria en espiral, hasta caer finalmente sobre el, de hecho esto no sucede. 2.3.3 Modelo de Bohr

iels Henrik David Bhor (1885 -1962). Físico danés. Premio Nobel de Física en 1922. Continuó con el modelo planetario de

Rutheford pero realizó algunas modificaciones que sentaron la base del modelo atómico actual. Estableció el modelo función de determinaciones experimentales. Las experiencias de este científico indicaron que la energía se encuentra en valores discontinuos denominados cuántos (también llamados paquetes de energía). El modelo se resume en los siguientes postulados:

o Un electrón puede girar en niveles energéticos sin emitir o absorber energía. o Estos niveles en los que el electrón no modifica su energía se denominan “niveles estacionarios”. o Si el electrón gira en el nivel más cercano al núcleo se encuentra en su estado más normal o estable: energía mínima. o Si el átomo recibe un impulso energético (luz, calor, electricidad) puede saltar a otro nivel más alejado con mayor energía (estado excitado).

E

N

18 Química I


o El átomo excitado es el que absorbe energía cuando salta a un nivel más alejado del núcleo y emite energía cuando salta a un nivel más próximo al núcleo. Estos fenómenos se observan experimentalmente en unos diagramas denominados espectros.

El salto del electrón de un nivel superior a otro inferior se denominada emisión (se emite luz).

En cambio cuando un electrón salta de un nivel inferior a otro superior se denomina al fenómeno absorción (absorbe luz).

Figura 6: Átomo excitado alcanza cierta energía que le permite al electrón “saltar” a una órbita más alejada del núcleo.

19 Química I


Figura 7: Diagrama de los niveles de energía o números cuánticos.

2.3.4 Modelo atómico actual Principio de Incertidumbre de Heisemberg

erner Karl Heisemberg (1901-1976). Físico alemán. Premio Nobel. Estableció el principio que se lleva su nombre y permitió avanzar

hacia el modelo del átomo de la actualidad. Este principio dice: No se puede determinar exacta y simultáneamente la posición y velocidad de una partícula. Fue dicho enunciado lo que permitió cambiar el concepto de órbita y considerar el orbital.

Orbital: Es una región del espacio alrededor del núcleo del átomo donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón. Esta partícula subatómica no ocupa una órbita sino un orbital.

Órbita: Término empleado por los científicos hasta los tiempos de Bohr. Significa trayectoria. También se usó como sinónimo de nivel energético.

Orbital: Zona tridimensional asociada a un nivel de energía ubicada alrededor del núcleo donde puede hallarse el electrón.

W

20 Química I


2.4 Partículas subatómicas

Las partículas que forman parte del átomo son: el protón (cargado positivamente), el neutrón (partícula sin carga) que forman parte del núcleo y los electrones que tienen una distribución en orbitales alrededor del núcleo y tienen carga negativa. El protón se simboliza con la p+, el neutrón como nº y el electrón con una e-.

2.5 Número atómico y número másico El número atómico se simboliza con la letra Z. Se define como el número de protones que hay en el átomo, igual al número de electrones. En símbolos: Z = p+ El número másico se representa con la letra A y es define como la cantidad total de protones y neutrones que hay en el núcleo del átomo. En símbolos: A = p+ + nº

2.6 Concepto de mol Es la cantidad de átomos o moléculas que hay en una sustancia o de masa o de volumen. Ejemplo: Consideremos el átomo de sodio, el cual tiene: Z= 11, A = 23,98 = p+ + nº, la masa atómica también se puede expresar en u.m.a. como mNa = 23,98 u.m.a =23,98 g (gramos) Entones en 1 mol Na = 23,98 g

21 Química I


2.7 Número de Avogadro Es una constante universal que indica la cantidad de átomos o de moléculas. NA = 6, 02 x 1023

1 molNa = 23,98 g = 6,02 x 1023

1 molH2O = 2x(1,0079)g + 15,99 g = 18,0058 g = 6,02 x 1023 moléculas

22 Química I


3. Tabla periódica Los 121 elementos químicos están distribuidos en la tabla periódica, que se diseñó con el fin de organizarlos. 3.1 Grupo y período Los grupos o familias son las líneas horizontales. Los grupos se cuentan con números arábigos en nomenclatura moderna o sino en la tradicional con letras y números romanos: así se tiene Grupo IA: Metales alcalinos Grupo IIA: Metales alcalino-térreos Grupo IVA: Calcogenuros Grupo VIIIA: Gases nobles Como se puede apreciar fueron agrupados acorde a propiedades semejantes. Los períodos son las líneas verticales siendo ordenados los elementos en orden creciente de sus números atómicos.

Figura 8: Bosquejo de la tabla periódica de los elementos químicos.

Metales de transición

Metales alcalino -térreos

Gases nobles

No Metales alcalinos

Metaloid

Otros Lantánidos Actinidos

23 Química I


3.2 Clasificación de los elementos

3.2.1 Metales Los metales están en varios bloques de la tabla no solo de los elementos representativos de los grupos IA y IIA sino también en el grupo B, (IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, tres columnas grupo 8 o VIII, IB y IIB), los cuales se denominan metales o elementos de transición. También son de importancia los elementos de transición interna (lantánidos y actínidos) la mayoría son radioactivos y algunos artificiales. También hay metales en los grupos IIIA, IVA, VA y VIA. En III A: Aluminio, galio, indio y talio En IV A: Estaño y plomo En VA: Bismuto Todos ellos están ubicados debajo de una línea diagonal divisoria con los no metales. 3.2.2 Metaloides Se encuentran adyacentes a la línea divisoria mencionada tanto por arriba como por debajo de la misma. En IIIA: Boro En IVA: Silicio y germanio En VA: Arsénico y antimonio En VIA: Telurio y polonio 3.2.3. No metales Se encuentran por encima de la línea divisoria, adyacentes a los metaloides. Son el carbono, nitrógeno, oxígeno, halógenos (flúor, cloro, bromo y yodo), el fósforo, el azufre y lo gases nobles.

24 Química I


3.2.4 Gases nobles Son los elementos del grupo VIIIA o 18 (nomenclatura IUPAC) conocido también como grupo 0. Se denominan así debido a su escasa reactividad química. También se los llama gases inertes. Son el helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón (gas radiactivo), gases nobles naturales. Hace un tiempo se obtuvo otro gas noble en un supercolisionador, el ununoctio pero es inestable y de escasa vida media.

3.3. Propiedades periódicas

3.3.1. Energía de ionización

La energía de ionización también llamada potencial de ionización, es la energía necesaria que hay que suministrarle a un átomo en su estado fundamental o basal para extraer un electrón del átomo del mismo.

Se extrae el átomo más débilmente requerido.

La energía de ionización disminuye en un grupo o familia, de arriba hacia abajo, lo cual es simple de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos. En cambio en elemento de un mismo período la E de ionización aumenta a medida que aumenta el número atómico debido el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta.

25 Química I


Figura 9: Tendencia en la energía de ionización en los elementos representativos.

3.3.2. Radio atómico

l radio atómico es una propiedad periódica pues varía con el período. Se define radio atómico como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos metálicos adyacentes. Dentro

de un grupo, el radio atómico aumenta al aumentar el número atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye de derecha a izquierda.

E

26 Química I


Figura 10: Variación del radio atómico en los elementos representativos de la tabla periódica.

3.3.3 Radio iónico

El radio iónico es igual al radio atómico la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo sino al ión. Se mide en picometro (1 pm = 1x10-12) o en Angtrom (1 A = 1x10-10). Aumenta en la tabla de derecha a izquierda y por los periodos y de arriba hacia abajo por los grupos.

Radio atómico creciente

R.

a.

c

t

e.

27 Química I


Figura11: Tendencia del radio iónico en la tabla periódica.

Aumento

A

U

M

E

N

T

o

28 Química I


3.3.4. Electronegatividad

a electronegatividad es la capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos

aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los átomos. Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar el número y el radio atómicos.

H 2,1 Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Na 0,9

Mg 1,2

Al 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

K 0,8

Ca 1,0

Ga 1,6

Ge 1,7

As 2,0

Sc 2,4

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

In 1,7

Sn 1,7

Sb 1,8

Te 2,1

I 2,5

Cs 0,7

Ba 0,9

Figura11: Tendencia de electronegatividad en elementos representativos.

L

29 Química I


3.5. Afinidad electrónica

a afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo de un elemento en estado gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se transforma en un ión negativo

también gaseoso. La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica de un átomo es una medida de esta energía. La afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico.

Figura 12: Tendencia del afinidad electrónica en elementos representativos.

L

Aumento

POco

C

A

M

B

I

o

30 Química I


4. Enlace químico 4.1 Enlace iónico: Iones Los iones son partículas cargadas positiva o negativamente. Se producen cuando el átomo gana o pierde electrones. Catión: Es un ión positivo que perdió uno o más electrones del orbital más externo. Anión: Es un ión negativo que ganó uno o más electrones de su orbital más externo. En el enlace iónico, la unión se establece entre el catión y el anión, unidos mediante fuerza electrostática. Ejemplos: Sal de cloruro de potasio y sulfuro de calcio

31 Química I


El enlace en el cloruro de potasio se establece de la siguiente manera:

Figura 13: Representación de la formación del cloruro de sodio.

+ 28e- 1 e-

2e- 7e- 8e-

2e- 7e 8e

+ 28e 1

32 Química I


En símbolos: Naº --------> Na+ + 1 e- 2-8-1 2-8 Clº + 1 e- -----------> Cl- 2-8-7 2-8-8 El sodio pierde un átomo y se lo cede al cloro, formándose la sal iónica cloruro de sodio. En el sulfuro de calcio, se presenta la siguiente situación: Caº ------ Ca2+ + 2e-

2-8-8-2 2-8-8 Sº + 2e- -------- S2- 2-8-6 2-8-8 En este compuesto el calcio pierde dos electrones y completa la capa de ocho el azufre. Se forma la sal iónica: Sulfuro de calcio. Actividad 7: Usando la tabla periódica, representa al compuesto iónico sulfuro de sodio ( Na2S). 4.2 Teoría del octeto electrónico Es la tendencia que presentan los átomos al unirse de adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo. 4.3 Enlace covalente

En este tipo de enlace se considera primero el enlace simple, el cual es cuando dos átomos comparten una pareja de electrones. H* *H En la molécula de hidrógeno, los dos comparten una pareja de electrones. Completan capa de dos (configuración del gas noble. helio) Se lo representa como H – H Una línea representa el enlace simple.

33 Química I


Otro ejemplo es la molécula de cloro:

Figura 14: Molécula de cloro

En este tipos de moléculas hay una distribución pareja de la carga por lo tanto se dice que no tiene polaridad.

En cuanto al enlace doble se dará el ejemplo del oxígeno.

Cl Cl Cl

Cl Cl

34 Química I


Figura 15: Molécula de oxígeno.

Un ejemplo de enlace triple entre átomos del mismo tipo se da en el gas nitrógeno.

OO

O O

35 Química I


Figura 16: Molécula de nitrógeno

Ej. El cloruro de hidrógeno

Figura 17: Molécula de cloruro de hidrógeno

H Cl ClHδ+ δ-

N N

N N

36 Química I


4.3 Enlace metálico

n el enlace característico de los metales. En este tipo de enlace los átomos de un metal pierden electrones de valencia y se forman cationes formándose una estructura compacta

tridimensional. Cada átomo de un metal esta rodeado de muchos átomos del mismo metal.

Figura 18: Enlace metálico en el cubre.

4.4 Interacciones intermoleculares

4.4.1 Dipolo – dipolo

as moléculas no polares covalentes en estado gaseoso a pesar de encontrarse aisladas manifiestan pequeñas fuerzas de atracción debido a la presencia

de fuerzas de Van de Waals.

E

L

Cu2+ Cu2+

e-

e-

e-

e-

e-

37 Química I


4.4.2 Fuerzas de Van der Waals.

Figura 19: Dipolos atraídos por fuerzas de Van der Waals.

on fuerzas débiles de atracción que se producen en moléculas no polares como el O2, en una fracción infinitamente pequeña de tiempo, el cual al tener

átomos del mismo tipo y una distribución pareja de electrones sufre una asimetría en dicha distribución porque se encuentran dos átomos de oxígeno próximos y esto lo convierte en un dipolo transitorio (dos polos eléctricos, el cual por inducción deforma el átomo vecino). En cambio en moléculas con cierto carácter polar como por ejemplo la de cloruro de hidrógeno, la zona positiva de la molécula atrae a la negativa de la otra. La molécula actúa como un dipolo permanente (dos polos en la misma molécula).

S

38 Química I


Figura 20: Interacción entre dipolos.

4.4.3 Puente de hidrógeno.

e denomina unión o enlace puente de hidrógeno a una clase de unión química que presentan las moléculas con enlaces covalentes polares en las

cuales se encuentra el hidrógeno unidos con átomos fuertemente electronegativos como el flúor o el cloro. Es menester mencionar que la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, en donde este ultimo se une a los hidrógenos por uniones covalentes. En el agua las parejas de electrones de no enlace ejercen atracción sobre los núcleos de hidrógeno de otras moléculas de agua. En el agua líquida se forman cadenas de hasta ocho moléculas vinculada mediante unión puente de hidrógeno.

S

39 Química I


Figura 21: Molécula de agua (H2O), dipolos y enlace puente de hidrógeno. Los enlace puente de hidrógeno tienen un efecto sobre las constantes físicas de las sustancias que forman caracterizada por valores elevados de los puntos de fusión, ebullición y densidad.

H H

H

H

HH O O O

40 Química I


5. Reacciones químicas Una reacción química o cambio químico es un proceso químico en el cual una o más sustancias (reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

41 Química I


5.1 Formulación química

os elementos, los compuestos y moléculas se representan mediante fórmulas químicas.

5.1. Ecuación química

s la representación simbólica de las reacciones químicas.

5.3. Nomenclatura

Óxidos –Hidróxidos –Ácidos – Sales Generalidades Oxácidos Estos ácidos se forman por reacción entre los óxidos no metálicos y elagua (H2O): Ejemplo: Consideremos al óxido nitroso: N2 O3 + H2O------ H2 N2 O4 ------ H N O2 La fórmula es H N O2 se llama acido nitroso en nomenclatura tradicional que es la usual. Lo que se realizó fue sumar la cantidad de N, H y O y luego se simplifico ya que los tres números son divisibles entre un mismo número. Con mayor valencia se tiene: N2 O5 + H2O ------ H2 N2 O6 ------ H N O3 La fórmula es H N O3 se llama ácido nítrico en nomenclatura tradicional que es la usual. Los hidrógenos le dan el carácter ácido.

L E

A + B

C + D

42 Química I


Actividad 8:

Realice el mismo procedimiento para: a) Ácido hiposulfuroso (estado de oxidación +2) b) ácido sulfuroso (estado de oxidación +4) c) ácido sulfúrico (estado de oxidación +6) d) ácido hipobromoso e) ácido bromoso f) ácido brómico g) ácido perclórico Los hidróxidos se forman por la unión de un óxido básico con agua. También se los denomina bases. Ejemplo: Consideremos al óxido ferroso: Fe2 O2+ H2O ------ Fe O 2 H 2 ------ Fe (OH) 2 Este compuesto se llama hidróxido ferroso en la nomenclatura tradicional que es la más usual. Lo que se hace es también sumar los elementos presentes a la izquierda de la ecuación y como el (OH) es lo que caracteriza una base, se saca factor común. Toda ecuación debe estar igualada o balanceada. En cuanto al óxido férrico: Fe 2 O 3 +3 H2O ------- Fe 2 O 6H 6 --------- Fe (O H) 3

3 es un coeficiente que se usa en este caso particular, es para igualar la ecuación ya que debemos tener igual cantidad de hidrógenos y oxígenos en los hidróxidos, en general: (OH) n, donde n es un número entero.

43 Química I


Actividad 9: Realice la ecuación de formación de los siguientes hidróxidos:

a) hidróxido de sodio b) hidróxido de magnesio c) hidróxido cuproso d) hidróxido de aluminio e) hidróxido cobaltoso

Casos especiales: Existen metales que no solo por su unión con el agua dan bases sino también ácidos, casos del Cr (dos ácidos con estado de oxidación +6) y Mn con (estados de oxidación +6 y +7).

Ejemplo: el manganeso con estados de oxidación bajos forma hidróxidos y con estados de oxidación altos forma ácidos: 6 y 7. Mn O 3 + H2O ----- H 2 Mn O 4 (El compuesto formado se denomina ácido mangánico en nomenclatura tradicional) Con valencia 7 se tiene: Mn 2 O 7 + H2O------- H 2 Mn 2O 8------- 2 HMnO 4 Se llama ácido permangánico.

Actividad: Relace la formación de ácidos de cromo con estado de oxidación +6. Ten en cuenta que uno tienes que simplificar en el óxido los estados de oxidación y en el otro dejarlo como está.

También se forman ácidos por unión de un no metal con hidrógeno

S2 + 2H2 ------- 2H2S (acido sulfhídrico en medio acuoso o sulfuro de hidrógeno en medio gaseoso)

Cl2 + H2------ 2 HCl (acido clorhídrico en medio acuosos o cloruro de hidrógeno en medio gaseoso)

44 Química I


Actividad 10: Realiza la ecuación que represente la formación de los siguientes hidrácidos.

a) Ácido bromhídrico

b) Ácido yodhídrico

c) Ácido sulfhídrico

También otros no metales y metaloides dan hidruros que algunos reaccionan formando bases:

Fórmula Nombre NH3 Amoníaco SiH4 Silano BH4 Borano AsH3 antimonio SbH3 Trihidruro de antimonio

También el hidrógeno por unión con metales da hidruros: Hidruro Metálicos Fórmula Nombre Li H Hidruro de litio Na H Hidruro de sodio Sn H4 Hidruro de estaño Ca H2 Hidruro de calcio

Sales Las sales se forman por la unión de un ácido (oxiácido o hidrácido) y una base. Ejemplo: Fe (0H) 3 +3 H NO 3------- Fe (NO 3) 3 + 3 H2O

En el Fe (0H) 3 se tiene que esta formado por un catión y un anión es decir es un compuesto iónico: Fe3+(con tres cargas positivas) y elOH- tiene solo una carga negativa pero son tres aniones así se tiene la ecuación de disociación de este compuesto iónico: Fe (0H) 3 ------- Fe3+ +3 OH- (como se puede apreciar la ecuación esta igualada).

45 Química I


Lo mismo pasa con el ácido se puede considerar que se disocia: H NO 3 ------- H+ + NO3

-

Los H+ y los OH- forman el agua. Se denomina el H+, catión protón y el OH- se denomina anión oxidrilo o hidroxilo. En cuanto a la sal y para eso ha sido todo este desarrollo, se forma un compuesto iónico donde el hidróxido aporta el catión (Fe3+) y el anión aporta el ácido (NO3

-), en el anión como puede apreciarse en la sal formada en la reacción Fe1 (NO 3) 3 el subíndice 3 es el correspondiente a la base o hidróxido el cual queda en el anión y el 1 queda en el Fe como subíndice correspondiente al catión protón del ácido. Esta sal se llama nitrato férrico. El sufijo ato indica mayor estado de oxidación y el ito menor estado de oxidación. Actividad 11: Realice la ecuación de formación para las siguientes sales: a) sulfato cuproso

b) nitrato de plata

c) carbonato de potasio

d) nitrito de sodio

46 Química I


Apéndice Valores experimentales útiles

Volumen molar: 22,41 l (C. N. T. y P.)

C. N. T. y P. = condiciones normales de temperatura y presión

T = 25º C = 398,15 K y P = 1 atm = 760 mmHg

Nº de Avogadro:

Constante universal de los gases:

Constantes físicas del agua agua pura:

Densidad: 1 g / cm3 (a 4º C)

Punto de fusión (a 1 atmósfera): 0º C = 273,14 K

Punto de ebullición (a 1 atmósfera): 100º C = 373,15 K

Calor específico: 1 cal / g ºC

Partículas subatómicas

Partícula Símbolo Masa (u.m.a.)

Masa (g)

Carga (electrón)

Carga (ues)

ELECTRÓN

e

0.00

9,11x10-28

-1

4,8x10-10

PROTÓN

p

1.00

1,67x10-24

+1

4,8x10-10

NEUTRÓN

n

1.00

1,67x10-24

0

0

47 Química I


Composición isotópica de algunos elementos naturales

C

98,89 % 12C

1,11% 13C

Trazas de 14C

H

98,98% 1H

0,02 2H

Cl

75,77% 35Cl

24,23 37Cl

U

0,01% 234U

0,71% 235U

99,28% 238U

Características de algunas radiaciones nucleares

Símbolo Masa Carga Naturaleza

α

4

+2

Núcleo de helio

β

1/1840

-1

electrones

γ

-

-

Radiación

electromagnética

48 Química I


Elemento Nº de valencia

Electronegatividad (Pauling)

Densidad Tf (º C) Teb (ºC)

Aluminio III 1,5 2,69 660 2056 Antimonio III,

IV 1,9 6,69 630 1380

Argón - - 1,78 -189,2 -185,7 Arsénico III,

V 2,0 5,72 814 (36

atm) 615(sublim)

Azufre II, IV, VI

2,5 (romb) 2,07 (23º C)

112,8 444,6

Bario II 0,9 3,61 850 1140 Berilio II 1,5 1,86 1284 2767 Bismuto III,

V 1,9 9,79 271 1450

Boro III 2,0 2,33 2300 2550 Bromo I, III,

V, VII

2,8 3,14 (20º C)

-7,2 58,8

Calcio II 1,0 1,54 810 1200 Carbono IV 2,5 (graf.)

2,2 3500 4200

Cinc I, II 1,6 7,13 419,4 907 Cloro I, III,

V, VII

3,0 3,21 -101,6 -34,6

Cobalto II, III 1,8 8,9 1480 2900 Cobre I, II 1,9 8,96 1083 2300 Criptón - - 3,74 -169 -152 Cromo II,

III, VI

1,6 7,2 1615 2200

Estaño II, IV

1,8 7,29 231 2270

Estroncio II 1,0 2,67 800 1150 Flúor I 4,0 1,69 -223 -187 Fósforo III,

V 2,1 (amar)

2,69 44 280

Germanio III, V

1,8 5,32 937,4 2830

Helio - - 0,17 -272,2 268,9 Hidrógeno I 2,1 0,089 -259,1 -252,7 Hierro II, III 1,8 7,87 1535 3000 Litio I 1,0 0,53 186 1336 Magnesio II 1,2 1,74 651 1110

49 Química I


Manganeso II, IV, VI, VII

1,5 7,43 1260 1900

Mercurio I, II 1,9 13,54 (20º C)

-38,87 1900

Molibdeno II, IV, V,VI

1,8 10,22 2620 356,9

Neón - - 0,90 -248,67 3700 Níquel II, III 1,8 8,91 1452 -245,9 Nitrógeno 3,0 1,25 -209,86 2900 Oro I, III 2,4 19,3 1063 -195,8 Oxígeno II 3,5 1,42 -218,4 2600 Paladio II,

IV 2,2 12,1 1555 -183

Plata I 1,9 10,50 960,5 2200 Platino II,

IV 2,2 21,5 1755 1950

Plomo II, IV

1,8 11,33 327,5 4300

Potasio I 0,8 0,86 62,3 1620 Radio II 0,9 - 960 760 Radón - - - -71 1140 Silicio IV 1,8 2,32 1420 2600 Sodio I 0,9 0,97 97,5 800 Titanio II,

III, IV

1,5 4,50 1800 3000

Uranio II, IV, V, VI

1,7 19,1 1133 3500

Vanadio II, III, IV, V

1,6 6,12 1710 3000

Xenón - - 5,89 -140 -109,1 Yodo I,III,

V, VII

2,5 4,93 113,7 184,3

Se incluyen elementos más abundantes en la naturaleza o más comunes.

50 Química I


Unidades fundamentales Del SI (sistema internacional

Símbolo Nombre

Masa Kg kilogramo Longitud m masa Tiempo s segundo Temperatura K Kelvin Cantidad de Sustancia

mol mol

Intensidad de Corriente

A ampere

Intensidad luminosa

cd candela

Elementos Radio atómico A Li 1,52 Na 1,86 K 2,31

Rb 2,44 Cs 2,62 Fr 2,70

Elementos Radio atómico A F 0,64 Cl 0,99 Br 1,14 I 1,13

At 1,40

51 Química I


Bibliografía

Libros

Fisicoquimica. Miguel, R. Fernandez S., H. Librería “El Ateneo”. Buenos Aires. 1990.

Elementos de Física y Química. Galloni. Garcia. Riviere. Sanite Claire Editora S.R.L. Argentina. 1982.

Soportes electrónicos

CD del curso Homovidens

Sitios de internet

Enciclopedias: MSN Encarta y Wikipedia

Páginas oficiales

IUPAC (www.iupac.org)

52 Química I


Biografía de la autora

Fabiana Aida del Valle Soria nació en Santiago del Estero, Argentina y estudió Química en la Universidad nacional de Santiago del Estero obteniendo los títulos de grado de: Licenciada en Química (2005) y de Profesora en Química para la enseñanza media y superior (2006).

Desde hace tres años es catedrática y ejerce en su provincia en el nivel secundario.

Actualmente continúa perfeccionándose.

53 Química I


Agradecimientos

A mi mamá, a mi abuela y sobre todo a Dios.

6958565 Quimicaversiondefinitiva

Technology

Transcript of 6958565 Quimicaversiondefinitiva